电离能和电负性
反映元素性质的重要数据电离能与电负性
反映元素性质的重要数据—电离能与电负性一、电离能电离能是指从气态原子中去掉电子把它变成气态阳离子，需要克服核电荷的引力而消耗的能量。
符号为I，单位常用电子伏特。
从元素的气态原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为第一电离能（I1）；从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2价气态阳离于所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）；依此类推。
逐级电离能逐步升高。
用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。
I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。
例1、电离能是指1mol气态原子（或阳离子）失去1mol电子形成1mol气态阳离.子（或更高价气态阳离子）所需吸收的能量。
现有核电荷数小于20的元素A，其电离能数据如下（I1表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第n个电子的电离能。
单位：eV）序号I1I2I3I4I5I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11┈电离能224.9266.0327.9367.41761┈(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能＿＿＿＿（填“大”或“小”）。
阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越＿＿＿＿（填“大”或“小”）。
(2)上述11电子分属几个电子层？(3)去掉11个电子后，该元素还有＿＿＿＿个电子。
分析：相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从表中可看出,电离能的绝对量是I1〈I2〈I3┅但在此更应关注相对量。
相邻两个电离能的相对量是：，，，┈而，从相对量的变化说明I1、I2两个电子的排布与I3到I10八个电子的排布不同，而I11电子的排布又是另一回事。
所以上述11个电子分属三个电子层，最外层有2个电子，次外层有8个电子，是镁元素。
本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。
答案:（1）小；大（2）3 （3）1 （4）Mg(OH)2例2、不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。
高中化学总复习 主题二 热点题空4 电离能 电负性原因解释
热点题空4电离能电负性原因解释1．电离能差异原因解释答题模板A原子的外围电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子。
应用举例(1)第一电离能N大于O，原因：N原子的外围电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子。
(2)从结构上分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：Fe3＋外围电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2＋外围电子排布式为3d6。
2．元素电负性大小的原因解释答题模板A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B，故电负性A小于B。
应用举例请结合核外电子排布相关知识解释，C的电负性小于O的原因：碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧。
1．比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
对此，你的解释是__________________________________________________________。
答案Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe2＋的3d轨道上电子数为6，不是较稳定的状态2．铜锌合金俗称黄铜，铜锌两种金属的各级电离能(单位：kJ·mol－1)数据如下表。
I1I2I3I4I5I6Cu 745.5 1 957.9 3 555 5 536 7 700 9 900Zn 906.4 1 733.3 3 833 5 731 7 970 10 400I2(Cu)＞I2(Zn)的原因是_________________________________________________________。
答案Cu＋的外围电子排布为3d10，结构稳定难失去电子，Zn＋的外围电子排布为3d104s1，易失去4s电子3．在高温下，Cu2O比CuO稳定，从离子的电子层结构角度分析，其主要原因是____________ _______________________________________________________________________________。
原子半径、电离能与电负性 -高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出
各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
电负性逐渐增大
电 电负性随原子序数的递
负 增呈现周期性变化
性
逐 渐 减
元素的电负性 ， 元素的电负性 。
小
电负性的周期性变化
电负性的应用
1、判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱 ①金属元素的电负性一般小于1.8
符号：I 单位：KJ/mol
电离能
M(g)= M+ (g) + eM+(g)= M2+ (g) + e-
I1（第一电离能） I2（第二电离能）
M2+(g)= M3+ (g) + e- I3（第三电离能）
（1）电离能的数值逐级增大； （2）电离能的差别大小反映了电子的分层排布
电离能的递变规律
随原子序数递增，同周期的第一电离能有什么规律？
原子半径
① 电子的能层数 能层数越多 原子半径_____
② 核电荷数
能层数相同 核电荷数越大 原子半径_____
特例：rLi>rAl
核电荷数和能层数都相同 ③ 核外电子数 核外电子数越多 原子半径_____
学以致用
试比较下列粒子的半径：
1.r(Na+) r(Mg2+)
r(Al3+)
2.r(Li+) r(Na+) r(K+)
短周期元素的第一电离能
影响电离能大小因素
⑴核电荷数：电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、 核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。
⑶电子层结构：稳定的8电子结构（同周期末层）电离 能最大。
电离能和电负性-归纳与整理_课件
8
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
4．下列说法中，正确的是
(B )
A．在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核
外电子数
B．在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电
子层数
C．最外层电子数为 8 的都是稀有气体元素的原子
D．元素的原子序数越大，其原子半径也越大
9
题组一 1
2
3
4
5 题组二 6
5．A、B、C、D 都是短周期元素。A 的原子核外有两个 电子层，最外层已达到饱和。B 位于 A 元素的下一周 期，最外层的电子数是 A 最外层电子数的 1/2。C 的 离子带有两个单位正电荷，它的核外电子排布与 A 元 素原子相同。D 与 C 属同一周期，D 原子的最外层电 子数比 A 的最外层电子数少 1。 (1)根据上述事实判断：A 是___N_e____，B 是____S_i ___， C 是___M_g____，D 是___C_l____。
19
深度思考
判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)电负性大于 1.8 的一定为非金属，小于 1.8 的一定
为金属
(×)
(2)电负性差值大于 1.7 时，一般形成离子键，小于
1.7 时，一般形成共价键
(√ )
(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大
( ×)
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特别提醒 (1)金属活动性顺序与元素相应的电离能 大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表 判断电离能的大小。 (2)不能将电负性 1.8 作为划分金属和非金属的绝对 标准。 (3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形 成共价键的极性就越强。 (4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负 性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
原子半径电离能及电负性课件下学期高二化学人教版选择性必修2
化合价数＝电离能突变前电离能组数。
3、电离能的应用
➢判断元素金属性的强弱 电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反
之越弱。
➢判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能） 如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。 如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
离能数据(用I1、I2……表示):
元素 I1
电离能I/(kJ·mol-1)
I2
I3
I4
I5
……
X
578
1 817
2 745 11 575 14 830
……
下列有关元素X的说法中,错误的是( C )
A.元素X的最高正化合价为+3价
B.元素X位于元素周期表中第ⅢA族
C.元素X的第一电离能高于同周期左右相邻元素的
2000 1500 1000 500
0
0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
①B和Al锯齿状变化 B和Al的第一电离能失去的电子是 np 能级的，该能级电子的能 量比左边 Be 和 Mg 失去的 ns 能级电子的高。
②O和S锯齿状变化 N 和 P 的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高。
第二节 原子结构与元素
的性质 第2课时
原子半径、电离 能及电负性
选择性必修二
第一章 原子结构与性质
学习目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变 规律。 2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期 性变化的原因,建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该 认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
元素第一电离能与电负性
活动与探究二
碱金属元素第一电离能
元素
Li Na
I1（KJ/mol） 587.1 496
卤族元素第一电离能
元素
F Cl
I1（KJ/mol） 1681 1251
K 418.6
Br 1140
Rb 402.9
“使气态原子失去电子变成气态阳离子，需要克服 主要来自于核电荷的引力而消耗的最低能量。”
——元素的电离能 符号：Ⅰ
活动与探究一
1、原子失去电子时，吸收还是放出能量？为什么？
2、电离能反映了原子得到还是失去电子倾向的大小？
3、电离能越大，表示原子失去电子需要的能量越多 还是越少，原子越难还是越易失去电子？
2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但 电子层数增多引起原子半径增大比较明显，原子核对外 层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减。
电负性的应用
（1）．判断元素的金属性和非金属性
电负性的意义
衡量元素在化合物中吸引电子的能力强弱，即非金属 性强弱。从而判断元素化合价的正负。
CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr
活动与探究四
ⅠA
一 H ⅡA
电负性
2.1
二 Li Be
（鲍林数据）
1.0 1.5
三 Na Mg ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
五 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
电离能与电负性的周期性变化
电离能与电负性在周期表中的表现
在周期表中，随着原子序数的增加，元素的电离能呈现先增大后减小的趋势。而电负性则呈现出逐渐 增大的趋势。
这种周期性变化的原因在于原子核的电荷数和原子轨道的半径共同影响电离能和电负性。随着原子序 数的增加，原子核的电荷数增大，使得原子对电子的吸引能力增强，从而提高了电负性。
02
在同一周期内，从左到右，电负性逐渐增大；在同一族内， 从上到下，电负性逐渐减小。
03
电负性的周期性变化与原子核外电子排布规律密切相关。
电负性周期性变化的原因
01
原子核外电子排布规律决定了原子吸引电子的能力，从而影 响电负性。
02
随着原子序数的增加，核外电子排布的周期性变化导致原子 吸引电子的能力发生变化，从而引起电负性的周期性变化。
电离能与电负性的周期性变化
contents
目录
• 引言 • 电离能的变化 • 电负性的周期性变化 • 电离能与电负性的关系 • 结论
01 引言
主题简介
电离能
指将一个电子从基态激发到脱离原子核束缚所需 要的最小能量。
电负性
描述元素在化合物中吸引电子的能力，通常用相 对值来表示。
周期性变化
指随着原子序数的增加，元素性质呈现规律性的 变化。
03
此外，电负性还受到原子半径、电子构型、电子密度等因素 的影响。
04 电离能与电负性的关系
电离能与电负性的关联
电离能是指原子失去电子所需的能量， 而电负性则表示原子吸引电子的能力。 两者之间存在密切关联，通常电离能较 大的元素具有较大的电负性。
电离能的变化会影响元素的电负性，而电 负性的变化也会影响元素的电离能。这种 相互影响关系使得元素在周期表中的电离 能和电负性呈现出一定的周期性变化。
元素周期表中的电离能与电负性
元素周期表中的电离能与电负性电离能（Ionization Energy）和电负性（Electronegativity）是元素周期表中两个重要的物理性质，它们对于元素的化学性质和反应活性有着重要的影响。
电离能指的是在气态下，将一个原子或离子中的一个电子从其原子轨道或离子轨道中移除所需要的能量。
而电负性则是指原子或离子在化学键中吸引和共享电子对的能力。
1. 电离能在元素周期表中，电离能通常按照从左到右及从下到上递增的顺序排列。
这意味着周期表中右上角的元素通常具有最高的电离能，而左下角的元素则具有最低的电离能。
例如，氦（He）位于周期表的右上角，其电离能最高；而锂（Li）位于周期表的左下角，其电离能相对较低。
这一趋势主要是因为核电荷的增加、原子半径的减小以及电子轨道的填充顺序等因素的影响。
2. 电负性电负性是指原子在化学键中吸引和共享电子对的能力。
针对电负性，我们可以使用保罗电负性表来定量描述元素的电负性值。
通常，元素周期表中非金属元素的电负性要高于金属元素。
例如，氮（N）和氧（O）比铝（Al）和钠（Na）具有更高的电负性。
在元素周期表中，电负性一般随着原子序数的增加而增加。
3. 电离能与电负性的关系电离能和电负性是相关且密切关联的概念。
通常情况下，电离能高的元素具有较高的电负性。
这是因为，对于具有高电离能的元素来说，电子离开原子或离子较为困难，它们更倾向于吸引和共享电子对，以达到更加稳定的化学状态。
因此，高电离能的元素往往也具有较高的电负性。
总结：元素周期表中的电离能与电负性是描述元素物理性质的两个重要指标。
电离能反映了原子或离子中的电子移除能量，而电负性则表征了元素在化学键中吸引和共享电子对的能力。
电离能和电负性在元素周期表中一般呈现出规律性的变化，对于理解元素的化学性质和反应活性具有重要意义。